Solltest du dich bereits mit dem Automaufbau
beschäftigt haben, hast du auch schon mal gehört, dass Atome aller Elemente (bis
auf die der Edelgase) Verbindungen eingehen möchten. Kommt so eine Verbindung
zustande, gibt es Veränderungen in der Elektronenverteilung. Und chemische
Bindungen werden je nach Art der Elektronenverteilung unterschieden. Hier eine
kleine Übersicht zu den verschiedenen Arten an chemischen Bindungen:
Es gibt zum einen die Ionenbindung, bei der die
Elektronen von Atomen auf eine andere Sorte Atome übergehen. Dabei geben die
Atome des reagierenden Elements Elektronen ab und werden so zu positiv
geladenen Atomen, während die Atome des Reaktanden Elektronen aufnehmen und so
zu negativ geladenen Ionen werden. Durch die elektrostatische Anziehung bleiben
die positiv und negativ geladenen Ionen zusammen👩❤️👩.
Die kovalente Bindung ist für den festen
Zusammenhalt 👬 von Atomen in chemischen Verbindungen zuständig und bildet sich vorwiegend
zwischen Nichtmetallen aus. Die involvierten Atome teilen sich dabei Elektronenpaare
(mindestens eins), wodurch die Atome zusammengehalten werden.
Die Metallbindung wirkt, wie der Name schon sagt,
zwischen Metallen. Sie ist außerdem auch noch unter dem Begriff metallische
Bindung bekannt. Da die meisten Atome der Metalle nur wenige Außenelektronen
besitzen, werden diese abgegeben und können sich dann frei im Metallgitter
bewegen und bilden dadurch das sogenannte Elektronengas. Dadurch entstehen
typische metallische Eigenschaften wie zum Beispiel die elektrische
Leitfähigkeit 🔌.
Die Wasserstoffbrückenbindung ist eine bindende
Wechselwirkung, die aus einem gebundenen Wasserstoffatom eines Moleküls und
einem stark elektronegativen Atom eines weiteren Moleküls hervorgeht. Meist ist
das elektronegative Atom Sauerstoff, Stickstoff oder Fluor.
Bei den van-der-Waals-Kräften handelt es sich um
Wechselwirkungen, die durch die Anziehung zwischen Dipolen zustande kommen. Es
wird dabei zwischen drei Typen unterschieden: dem Richteffekt, dem
Induktionseffekt und dem Dispersionseffekt.
So, jetzt hast du schon mal einen groben Überblick
über chemische Bindungen. Keine Sorge, falls du dir noch nicht so viel gemerkt
hast. Wir gehen ja erst im nächsten Abschnitt ins Detail 😄
Ionenbindung
Die Ionenbindung entsteht durch die
Reaktion von einem Metall mit einem Nichtmetall. Aus dem Elektronenübergang vom
Metall zum Nichtmetall resultieren geladene Teilchen, die sogenannten Ionen.
Das Ganze sieht am Beispiel von Natrium und Chlor so aus:
Reaktion von Natrium mit Chlor
Natrium befindet sich in der ersten Hauptgruppe und besitzt
deshalb ein Valenzelektron (dargestellt durch den Punkt oben rechts neben dem
Na). Chlor steht in der siebten Hauptgruppe und verfügt über sieben Valenzelektronen
(dargestellt durch die 3 Striche, wobei jeder Strich für 2 Elektronen steht und
den Punkt oben rechts neben dem Cl). Bei der Reaktion zwischen Natrium und Chlor
gibt das Natrium-Atom sein Valenzelektron ab und das Chlor-Atom nimmt es dann
auf. Natrium hat jetzt ein Elektron verloren und hat deswegen nur noch 10, im
Kern sind jedoch nach wie vor 11 Protonen enthalten. Dadurch besitzt das
Natrium-Ion die Ladung 1+. Das Chlorid-Ion besitzt nun 18 Elektronen, aber
immer noch nur 17 Protonen, weswegen es die Ladung 1- hat. Du kannst dir
merken, dass die positiv geladenen Ionen als Kationen bezeichnet werden und die
negativ geladenen Ionen als Anionen.
Da die Anzahl der vom Natrium abgegebenen Elektronen mit der
Anzahl der vom Chlor aufgenommenen Elektronen übereinstimmt, sind die positiven
Natrium-Ionen und die negativen Chlor-Ionen im Verhältnis 1:1 vorhanden. Die
Ionen ordnen sich in einem sogenannten Ionen-Kristall an. (Falls du nicht
weißt, was ein Kristallgitter ist, informiere dich hier darüber 😊).
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Kristallgitter von Natriumchlorid von Nick Donner
Im dargestellten Natriumchlorid-Kristall gehört kein Ion nur zu
einem anderen Ion. Tatsächlich ist es so, dass jedes Natrium-Ion von sechs
Chlor-Ionen umgeben ist und jedes Chlor-Ion von sechs Natrium-Ionen. Die Zahl
der umgebenden Ionen bzw. Nachbar-Ionen wird mittels der Koordinationszahl
beschrieben. Diese ist in beiden Fällen sechs. Durch die entgegengesetzte
Ladung der Nachbar-Ionen des Ions, überwiegen im Kristallgitter die
Anziehungskräfte und nicht die abstoßenden Kräfte. Dadurch wird der Kristall
zusammengehalten und das ist tatsächlich auch die Hauptcharakteristik der Ionenbindung.
Die Elektronenkonfiguration gibt die Verteilung der Elektronen in
der Elektronenhülle eines Atoms für verschiedene Energiezustände und
Aufenthaltsräume wie z.B. Orbitale an. Für die Beispielreaktion sieht die
Elektronenkonfiguration wie folgt aus:
Wenn du bereits mit dem Atomaufbau bzw. dem Orbitalmodell vertraut bist, solltest du die Elektronenkonfiguration "lesen" können. Natrium hat links noch 11 Elektronen aber nach der Reaktion sind es nur noch 10 Elektronen. Deswegen ist das Natrium-Ion positiv geladen und hat noch ein negativ geladenes abgespaltenes Elektron. Außerdem kannst du lesen wie viele Elektronen sich in welcher Schale befinden. Das Gleiche gilt auch für Chlor. Chlor hat 17 Elektronen und nimmt das freie Elektron von Natrium auf, wodurch das Chlor-Ion eine negative Ladung bekommt.
Natriumchlorid kennst du bestimmt schon aus der Küche. Es ist unser allseits beliebtes Kochsalz! Fast alle Verbindungen, die auf Ionenbindungen beruhen, sind Salze. Denn diese chemischen Verbindungen bestehen aus ➕ geladenen und ➖ geladenen Ionen. Bei anorganischen Salzen werden die Kationen meist von Metallen und die Anionen von Nicht-Metallen gebildet. Als organische Salze werden alle Verbindungen bezeichnet, bei denen mindestens ein Kation oder ein Anion eine organische Verbindung ist.
Jetzt sehen wir uns nochmal anhand von Natriumchlorid die sogenannte Verhältnisformel an. Natriumchlorid ist aus den Kationen Na+ und den Anionen Cl- aufgebaut. Es liegt also Natrium und Chlor im Verhältnis 1:1 vor und bei dieser Verhältnisformel ist das Besondere, dass sich die positiven und negativen Ladungen aufheben müssen. Tatsächlich ist es aber nicht immer ganz so einfach. Am Beispiel des Salzes Calciumchlorid (CaCl2) würdest du jetzt denken, dass es ja eigentlich gar kein 🧂 sein kann, weil die Kationen und Anionen sich nicht aufheben oder? Calcium ist aber ein zweiwertiges Kation. Calcium steht in der 2. Hauptgruppe im Periodensystem der Elemente (PSE) und muss deshalb zwei Elektronen abgeben, um die Oktettregel zu erfüllen. Dadurch entsteht das zweiwertige Calcium-Kation (Ca2+), welches also zweifach positiv geladen ist. Hier eine kleine Tabelle mit einigen Kationen und Anionen und den dazugehörigen Ladungen:
einwertige Kationen
zweiwertige Kationen
dreiwertige Kationen
einwertige Anionen
zweiwertige Anionen
Kalium, K+
Calcium, Ca2+
Eisen(III), Fe3+
Fluoride, F-
Oxide, O2-
Natrium, Na+
Magnesium, Mg2+
Aluminium, Al3+
Chloride, Cl-
Sulfide, S2-
Ammonium, NH4+
Eisen(II), Fe2+
Bromide, Br-
Iodide, I-
🧂🧂 haben auch die ein oder andere Besonderheit, die du vielleicht
schon aus deinem Alltag kennst. Salze haben beispielsweise sehr hohe
Schmelztemperaturen und sind außerdem ziemlich hart und spröde. Würdest
du jetzt zu Hause große Stückchen Salz zerkleinern, könntest du recht
glatte Bruchkanten erkennen. All diese Besonderheiten gehen auf das
Ionengitter zurück. Salz ist aber auch löslich in Wasser, wie du
bestimmt schon mal beim Nudeln kochen bemerkt hast 👩🍳. Das Wasser
überwindet sozusagen die Gitterenergie des Ionengitters durch
Hydratisierung. Hydratisierung ist die Anlagerung von Wassermolekülen an
gelöste Ionen. Denn feste Bindung = fester Zusammenhelt = viel
benötigte Energie, um das Gitter zu brechen. Diese Löslichkeit wird oft
so dargestellt: NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq) Hierbei
steht das s für solid, also für einen Feststoff und das aq steht für
aqua (Wasser) und zeigt an, dass der Stoff in Wasser löslich ist.
Salzschmelzen und wässrige Lösungen sind sogar in der Lage elektrischen
Strom aufgrund ihrer frei beweglichen Ionen als Ladungsträger zu leiten.
Cool, oder? 😎
Kovalente Bindung
Die kovalente Bindung tritt zwischen Nichtmetallen auf, wobei hier
keine Elektronenübertragung wie bei der Reaktion von Metallen mit Nichtmetallen
auftritt, sondern die Atome sich über gemeinsame Elektronenpaare
aneinanderbinden. Das Ziel ist aber trotzdem dasselbe: die Edelgaskonfiguration
erreichen. Die kovalente Bindung kann in eine Einfachbindung, eine
Doppelbindung und eine Dreifachbindung unterschieden werden.
Die 1️⃣-fachbindung besteht lediglich aus einem Elektronenpaar,
welches sich von zwei Atomen geteilt wird. Die Doppelbindung (du kannst es dir
bestimmt schon denken 😄) besteht aus zwei Elektronenpaaren, die sich geteilt
werden und die 3️⃣-fachbindung dann aus drei geteilten Elektronenpaaren.
Genau wie bei der Ionenbindung wird die kovalente Bindung mit
Hilfe einer bestimmten Formelschreibweise dargestellt, um diese und die
Verteilung der Elektronen besser sichtbar zu machen. Dafür wird am besten die
Elektronenformel und die Valenzstrichformel verwendet. Folgende Regeln zu den
Schreibweisen solltest du dir merken:
Ein
einzelnes Valenzelektron wird mittels Punkt gekennzeichnet. Das hast du bereits
bei der Ionenbindung von Natriumchlorid gesehen. Das ist die Schreibweise der
Elektronenformel.
Zwei
Elektronen lassen sich zu einem Elektronenpaar verbinden mittels eines Strichs.
Auch diese Darstellung war bei der Ionenbindung von Natriumchlorid zu sehen. Dabei
handelt es sich um die Valenzstrichformel.
Befindet
sich ein Strich zwischen zwei Atomen, symbolisiert dieser die kovalente
Bindung. Das wird auch als bindendes Elektronenpaar bezeichnet.
Liegt
ein Strich flach an einem Atom, wird ein einsames Elektronenpaar dargestellt, welches
auch unter den Bezeichnungen freies bzw. nicht bindendes Elektronenpaar bekannt
ist.
Auch die Formelladung lässt sich darstellen, die
Schreibweise ist dir längst bekannt. Denn wenn sich die Anzahl der
Valenzelektronen nach der Reaktion von der Anzahl der Valenzelektronen vor der
Reaktion unterscheiden, wird die Formelladung mit einem hochgestellten Plus-
oder Minuszeichen angegeben.
In der nachfolgenden Abbildung sind die Formelschreibweisen nochmal anhand von chemischen Verbindungen exemplarisch dargestellt. 😊
Formelschreibweise von Nick Donner
Bei
der kovalenten Bindung spielt es aber nicht nur eine Rolle wie viele
Elektronenpaare sich geteilt werden, sondern auch die Elektronegativität ist relevant. Diese
lässt sich für jedes Element aus dem Periodensystem ablesen. Die kovalente
Bindung wird je nach Elektronegativität der Atome in unpolare und polare
kovalente Atombindung unterschieden.
Ist
die Elektronegativität beider Atome gleich und das Elektronenpaar wird zu
gleichen Teilen geteilt, wird von einer unpolaren Atombindung gesprochen. Die
Elektronegativitätsdifferenz zwischen den zwei Atomen beträgt dann . Die unpolare Bindung kann
also nur zwischen Molekülen aus gleichen Atomen auftreten wie beispielsweise
bei Wasserstoff (H2). Ist
die Elektronegativitätsdifferenz beider Bindungspartner größer als null, also
, handelt es sich um die polare Atombindung. Das Elektronenpaar
wird dadurch stärker von dem elektronegativen Atom angezogen. Das hat zur
Folge, dass die beteiligten Atome teilweise geladen sind. Das elektronegativere
Atom hat eine negative Partialladung und das elektropositivere Atom
eine positive Partialladung .
Es
gibt einen fließenden Übergang von der einfachen kovalenten Bindung über die
polare kovalente Bindung zur Ionenbindung. Denn die Ionenbindung besitzt keine
definierten Grenzen, da keine Elektronenpaare geteilt werden, sondern ein
Elektron abgegeben oder aufgenommen wird, wodurch Ionen entstehen.
Metallbindung
Die Metallbindung tritt, wie der
Name schon verrät, bei Metallen auf. Aber auch in Legierungen, die aus einem
Gemisch von mindestens einem Metall bestehen, kommt die metallische Bindung
vor. Tatsächlich sind sogar in etwa 80 % aller Elemente im Periodensystem
Metalle. Da diese Grenze aber unscharf verläuft, werden diese Grenzelemente als
Halbmetalle bezeichnet. Also sind das ganz schön viele Möglichkeiten für das Vorkommen
einer Metallbindung 😲
Da Metall-Atome relativ niedrige
Ionisierungsenergien und Elektronegativitäten besitzen, geben sie ihre Außenelektronen
recht schnell ab. Dadurch, dass die Valenzelektronen abgegeben werden, wird
Elektronengas gebildet. Das Elektronengas kann dann allen involvierten
Metall-Atomen dienlich sein, um die Elektronengaskonfiguration zu erlangen. Die
im Elektronengas frei beweglichen Elektronen sorgen für die charakteristisch
metallischen Eigenschaften wie elektrische Leitfähigkeit, metallischer Glanz
und Verformbarkeit.
Genau wie bereits bei der
Ionenbindung entstehen auch Metallbindungen durch Anziehungskräfte. Die
Anziehungskräfte entstehen zwischen positiv geladenen Metall-Kationen bzw.
Atomrümpfen und den negativ geladenen Elektronen der Metalle. Die negativen
Elektronen umschließen die positiven Ionen, wodurch der Zusammenhalt in den
Metallen entsteht. Um die Entstehung der Metallbindung detaillierter zu
betrachten, werden zwei Modelle herangezogen. Einmal das Elektronengasmodell
und einmal das Bändermodell.
Bei dem Elektronengasmodell
werden, wie bereits oben erwähnt, die Valenzelektronen der Metall-Atome relativ
schnell abgegeben, um die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Dadurch werden die
Metalle zu positiv geladenen Ionen, also zu Metall-Kationen. Diese sind auch
unter dem Begriff Atomrümpfe bekannt und besetzen feste Gitterplätze in einem
Metallgitter. Die Valenzelektronen sind im Gitter als Elektronengas frei
beweglich und können sich sogar von einem Ende zum anderen Ende des Metalls bewegen.
Da sie dabei keine bestimmte Richtung haben, wird von einer ungerichteten
Bindung gesprochen.
Das Elektronengasmodell von Joane Dotten
Auch mit dem Bändermodell lässt
sich die Metallbindung beschreiben. Dabei besitzen die Orbitale von zwei
Metall-Atomen
die gleiche Energie. Werden diese Atome dann zusammengefügt, spaltet
sich das
Energieniveau auf. Es entstehen Molekülorbitale, welche aber nicht mehr
die
gleiche Energie haben. Je mehr Atome dazukommen, desto kompakter liegen
die
Energieniveaus und die Molekülorbitale übereinander. Daher kommt auch
der Name
des Modells, da übereinanderliegende Energieniveaus kaum voneinander
getrennt
werden können und somit ein (Energie-)Band formen. Das oberste Band ist
das Leitungsband und das darunter liegende Band wird auf Grund der
Valenzelektronen als Valenzband bezeichnet.
Das Bändermodell von Joane Dotten
Wasserstoffbrückenbindung
Wasserstoffbrückenbindung... Der Name verrät schon was, oder? 😄 Tatsächlich ist bei dieser Wechselwirkung ein Wasserstoffatom beteiligt! Die Wasserstoffbrückenbindung ist die stärkste zwischenmolekulare Wechselwirkung und entsteht zwischen einem Wasserstoffatom, welches an ein Molekül gebunden ist, und einem stark elektronegativen Atom eines zweiten Moleküls. Oft ist das Atom des zweiten Moleküls Stickstoff (N), Sauerstoff (O) oder Fluor (F). Außerdem braucht das elektronegative Atom mindestens ein freies Elektronenpaar.
Zwei Situationen sorgen für die Entstehung einer Wasserstoffbrückenbindung. Einmal zwischen zwei Molekülen, so wie oben beschrieben, oder aber zwischen zwei voneinander getrennten Abschnitten eines größeren Makromoleküls. Damit diese Bindungen überhaupt zustande kommen, muss sich das Wasserstoffatom an ein Atom binden, welches eine deutlich höhere Elektronegativität hat. Das elektronegative Atom besitzt mindestens ein freies Elektronenpaar. Damit du das Ganze besser nachvollziehen kannst, möchte ich dir ein Beispiel für eine Wasserstoffbrückenbindung geben und was eignet sich dazu besser als Wasser selbst 🌊
Ein Wassermolekül (H2O) besteht aus zwei Wasserstoffatomen und einem Sauerstoffatom. Die Wasserstoffbrückenbindung bildet sich hierbei zwischen den zwei Wasserstoffatomen der zwei fremden Wassermoleküle und dem Sauerstoffatom eines Wassermoleküls. Jedes Wassermolekül kann insgesamt vier Wasserstoffbrückenbindungen eingehen, indem sich die zwei Wasserstoffatome an zwei andere Sauerstoffatome binden und das eigene Sauerstoffatom eine Bindung mit zwei anderen Wasserstoffatomen eingeht. Auf Grund der starken Elektronegativität des Sauerstoffatoms werden die negativen Elektronen des Wasserstoffatoms angezogen, so dass das Sauerstoffatom nun eine negative Teilladung aufweist. Dem Wasserstoffatom fehlen jetzt negative Elektronen, wodurch eine positive Teilladung entsteht. Die negative Teilladung des Sauerstoffatoms tritt nun in Wechselwirkung mit der positiven Teilladung des Wasserstoffatoms. Die Wasserstoffbrückenbindung ist diese erwähnte Wechselwirkung.
Wie ich schon gesagt habe, sind Wasserstoffbrückenbindungen die stärkste
zwischenmolekulare Wechselwirkung. Deshalb wird auch viel Energie
benötigt, um eine Wasserstoffbrückenbindung wieder zu lösen. Bei Wasser
geschieht dies beispielsweise durch die Siedetemperatur von 100 °C.
Diese sorgt dafür, dass Wassermoleküle von der flüssigen Phase in die
Gasphase übergehen und so der feste Zusammenhalt zwischen den Molekülen
aufgebrochen wird.
Van-der-Waals-Kräfte
Die van-der-Waals-Kräfte kommen durch Anziehung zwischen Dipolen (besitzen einen positiv und einen negativ geladenen Pol) zustande. Sie sind also elektrischer Natur. Im Gegensatz zur Kovalenten Bindung oder der Ionenbindung sind van-der-Waals-Kräfte von schwächerer Natur. Die Wechselwirkungsenergie nimmt sogar mit wachsendem Abstand der Atome oder Moleküle weiter ab. Außerdem solltest du dir merken, dass es sich bei den van-der-Waals-Kräften nicht um eine Bindung handelt, sondern um eine Wechselwirkung. Wie bereits im Einführungstext erwähnt, lassen sich die van-der-Waals-Kräfte in drei Typen unterscheiden: dem Richteffekt, dem
Induktionseffekt und dem Dispersionseffekt.
Nun kommen wir mal zu der Entstehung der van-der-Waals-Kräfte: Moleküle bestehen, wie wir bereits wissen, aus zwei oder mehr Atomen, die miteinander verbunden sind (Stichwort kovalente Bindung❗️). In den einzelnen Molekülen sind die Elektronen frei beweglich, dadurch sind die Ladungen innerhalb des Moleküls zeitweise ungleichmäßig verteilt. Ist dann auch noch der größe Abstand zwischen den Ladungen erreicht, wird dieses Phänomen unter dem Begriff Dipol zusammen gefasst. Die positive Ladung eines Moleküls und die negative Ladung eines Nachbarmoleküls ziehen sich gegenseitig an, genau wie bei einem Magneten. Dieser Effekt hat aber zur Folge, dass auch das Nachbarmolekül eine ungleichmäßige Ladungsverteilung aufweist und sich das Ganze so auf die weiteren Moleküle fortsetzt.
Es kann vorkommen, dass Moleküle nur sogenannte temporäre Dipole bilden. Das liegt an der sich ständig veränderten Elektronenverteilung. Darüber hinaus müssen die Moleküle für einen temporären Dipol eine recht ähnliche Elektronegativität besitzen. Es kann aber auch passieren, dass ein Dipol in ein unpolares Molekül induziert wird. Du verstehst nur Bahnhof❔ Lass es mich erklären 👩🏫. Ein einseitig negativ geladenens Teilchen kommt einem anderen Teilchen sehr nahe. Im unpolaren Teilchen werden dadurch die Elektronen verdrängt, es entsteht also eine positiv geladene Seite. Und was passiert wenn wir eine negativ und eine positiv geladene Seite haben? Richtig, sie ziehen sich an!
Du solltest also folgende drei Szenarien behalten 🤓:
Zwei temporäre Dipole treffen aufeinander und ziehen sich an. Das wird auch als Richteffekt bzw. Dipol-Dipol-Kräfte bezeichnet.
Ein
temporärer Dipol trifft auf ein ungeladenes Teilchen und induziert
dadurch einen Dipol, so dass es auch hier zur Anziehung kommt. Das ist
der Induktionseffekt.
Oder
aber ein bereits induzierter Dipol bzw. polarisiertes Molekül induziert
ebenfalls einen Dipol in einem ungeladenen Teilchen. Das wäre dann der
sogenannte Dispersionseffekt.
Kurz zusammen gefasst kann man zu den van-der-Waals-Kräften also sagen,
dass sie auf dem Vorhandensein und der Entstehung von Dipolen beruhen.
Dipole können dabei induziert werden, permanent sein oder aber auch nur
temporär vorliegen. Das heißt, Dipole können sich ziemlich schnell
wieder zurückbilden, jedoch auch direkt neu gebildet werden. 😋
Übersicht: Chemische Bindungen
Bei so vielen Bindungsarten kann es schonmal leicht passieren, dass man
den Überblick verliert. Um dem vorzubeugen, habe ich dir hier eine
kleine Übersicht zusammen gestellt. Falls du dir also nicht sicher bist,
was nochmal die Bindungskräfte von der Metallbindung sind, kannst du
sie ganz einfach hier nachschauen! 😉
